Fisicoquímica Experimental: PROPIEDADES COLIGATIVAS

Las propiedades coligativas son aquellas propiedades físicas que presentan las soluciones, y dependen únicamente de la concentración molal
Los cambios que se originan en estas propiedades y donde para cada una de las cuales tenemos una fórmula matemática son:

a) Aumento o Disminución de la Tensión o Presión del Vapor: Esta propiedad surge del análisis de la relación solvente/soluto de la solución en la que estemos trabajando.

Es decir, el número de partículas del solvente que pueden atravesar la superficie es menor debido a la presencia de partículas de soluto en la superficie de la solución. Lo cual físicamente lo expresamos por medio de la Ley de Raoult. Las soluciones que cumplen esta ley se denominan soluciones ideales. Generalmente son soluciones diluídas.

LEY DE RAOULT

“La disminución de la presión del vapor de la solución dividida por la presión del vapor del solvente puro, es igual a la concentración molal del soluto por una constante que es propia de cada solvente”

Es decir, la disminución relativa de la presión de vapor de un líquido volátil, al disolver en él

un soluto no salino es igual a la fracción molar de ese soluto. Equivale a decir que la  presión de vapor parcial de un líquido volátil en una solución, es igual a su

 fracción molar  multiplicada por la presión de vapor de ese líquido puro.

donde

P1: Presión del vapor del solvente puro.

P2: Presión del vapor de la solución.
m: molalidad.
k: constante que depende del solvente y equivale a la disminución de tensión que produce un
mol de soluto en ese solvente

b) Aumento del punto de Ebullición:

El aumento del punto de ebullición dice que un líquido entra en ebullición cuando su presión de
vapor iguala a la presión atmosférica.

Por eso la introducción de un soluto no volátil al solvente puro disminuye la presión de vapor en una solución, lo que implica tener que administrar una mayor cantidad de calor para que la solución entre en ebullición; es decir, llegar a una atmósfera de presión.

· Un solvente puro necesita menor temperatura para llegar al punto de ebullición.

· Una solución necesita mayor temperatura (en relación al solvente puro) para llegar al punto de ebullición, es decir, a una atmósfera de presión. Lo que se debe a que su presión de vapor normal está disminuida por la presencia de soluto.

· Y esa diferencia de temperatura, es directamente proporcional a la concentración molal del soluto presente y a una constante Ke.

NOTA: Es importante trabajar con la molalidad; ya que la misma es independiente de la temperatura que modificaría los volúmenes y al relacionar directamente los gramos de soluto con los gramos de solvente.

donde:
T2: temperatura de ebullición de la solución (es la temperatura mayor).
T1: temperatura de ebullición del solvente puro (es la temperatura menor).
Te: variación de temperatura.
m: concentración molal ; a su vez ésta concentración molal es posible calcularla por pasaje de términos a partir de la ecuación dada:

Ke: constante de ebullición que varia con el solvente utilizado.

c) Disminución del Punto de Fusión.

Se conoce como descenso crioscópico o depresión del punto de fusión a la disminución de la temperatura del punto de congelación que experimenta una disolución respecto a la del disolvente puro. Todas las disoluciones en las que, al enfriarse, el disolvente solidifica puro sin el soluto, tienen una temperatura de congelación inferior al disolvente puro.

donde ∆Tc, viene dada por la diferencia de temperaturas de congelación (o de fusión) del disolvente puro y de la disolución, Tf* y Tf, respectivamente.

Las ecuaciones empleadas pueden ser

Disoluciones diluidas de no electrolitos

Se aplica Ley de Raoult para el caso del descenso crioscópico de disoluciones diluidas con solutos que no se disocian, es decir, no electrolitos. La ecuación de dicha ley es:

donde

ΔTc indica la diferencia entre la temperatura de congelación del disolvente puro y la temperatura de congelación de la disolución.

kf es la constante crioscópica, una constante que es característica del disolvente.

m es la molalidad del soluto, es decir, los moles de soluto por kilogramo de disolvente.

Disoluciones diluidas de electrolitos

Se introduce el llamado factor de van't Hoff, un factor empírico simbolizado por i que se define como el cociente entre el valor experimental de la propiedad coligativa media y el valor teórico que se deduce de las ecuaciones de Raoult, donde la ecuación queda de la siguiente manera:

El factor i es explicado a partir de la teoría de disociación electrolítica, que dice que en disolución hay más partículas que las que se han disuelto, ya que estas se rompen, se disocian, en partes más pequeñas. El ascenso ebulloscópico, como el resto de propiedades coligativas, depende del número total de partículas en disolución, de manera que en una disolución de electrolitos tendremos más partículas que las disueltas, las cuales se han de tener en cuenta para calcular la molalidad total.

Disoluciones reales

Para aplicar la fórmula de Roult a disoluciones reales, donde la concentración es mayor, hay que usar una ecuación que se obtiene en la demostración termodinámica antes de simplificarla y sustituyendo en ella la fracción molar del disolvente por la actividad de este, o bien el producto del coeficiente de actividad por la fracción molar.